第二节原子结构与元素的性质.ppt

高中化学选修3第一章原子结构与性质,第二节原子结构与元素的性质,教学目标,一、知识与能力1.进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系2.知道外围电子排布和价电子层的涵义3.认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律4.知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系二、教学重点：1.原子核外电子排布的周期性变化2.原子结构与元素周期表的关系三、教学难点：元素周期表的结构与原子结构的关系四、教学方法复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法,教学目标,1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系2、知道外围电子排布和价电子层的涵义3、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系5、掌握原子半径的变化规律6、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质,7、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系8、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系9、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值10、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质11、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明12、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质13、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力,一、元素周期表的结构,周期,短周期,长周期,第1周期：2种元素,第2周期：8种元素,第3周期：8种元素,第4周期：18种元素,第5周期：18种元素,第6周期：32种元素,不完全周期,第7周期：26种元素,镧57La镥71Lu共15种元素称镧系元素,锕89Ac铹103Lr共15种元素称锕系元素,周期序数=电子层数（能层数）,（横行）,复习回忆,族,主族：,副族：,A,A,A,A,A,A,A,第VIII族：,稀有气体元素,主族序数=最外层电子数=价电子数=最高正价数,（纵行）,零族：,共七个主族,B,B,B,B,B,B,B,共七个副族,三个纵行(8、9、10）位于B与B中间,一、元素周期表的结构,复习回忆,（1）同一周期元素结构和性质具有一定的递变性；从左到右原子半径逐渐，失电子能力逐渐，得电子能力逐渐，元素的金属性逐渐，非金属性逐渐，对应氢化物的稳定性逐渐；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐；碱性逐渐；（2）同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐，失电子能力逐渐，得电子能力逐渐，金属性逐渐，非金属性逐渐；对应氢化物的稳定性逐渐；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐；碱性逐渐；,二、原子结构和性质周期性变化,复习回忆,减小,减弱,增强,减弱,减弱,增强,增强,增强,增大,增强,增强,增强,减弱,减弱,减弱,减弱,二、原子结构和性质周期性变化,3）同周期元素的主要化合价：最高正价：+1递增到+7。（氟、氧例外）负价：-4递增到-1，呈现周期性的变化。,最高正价+|负价|=8,复习回忆,一、原子结构与元素周期表,思考与探究,1、以第三周期为例，写出钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩基态原子的简化电子排布式并观察原子的核外电子排布变化有什么规律？,最外层电子排布从1个电子(ns1)到8个电子(ns2np6)呈周期性变化.,结论：随着核电荷数的增加，核外电子的排布发生周期性的变化。,结论,随着原子序数的增加，元素原子的外围电子层排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子层排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。最外层电子数：从1到8元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复,横行七个周期；2，8，8，18，18，32种；每一周期开头第一个元素的最外层的排布通式为ns1，结尾元素的电子排布式为ns2np6;第一周期只有一个1s能级，其结尾元素的电子排布式为1s2，跟其他周期的结尾元素的原子电子排布式不同。,科学探究（教材p14),周期序数=最大能层数,2.纵列,18个纵列；除零族元素中He（2s2）与其它稀有气体ns2np6不同外，其余相等。,每个纵列的价电子构型和它们的族序数有什么联系？,主族：价电子层为ns或nsnp型,族序数=最外层电子数=价电子数(ns+np或ns),副族BB(价电子总数1112)：族序数=最外层电子数ns1-2副族BB(价电子总数37)族序数=nS2+（n-1）d1-5族价电子总数为8、9、10，分别对应于族1、2、3列,副族：价电子层一般出现d原子轨道等,根据元素原子的外围电子排布的特征。可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d区、ds区和f区。,金属区域,非金属区域,3.周期表的区域划分,s区元素：最后一个电子填充在s能级上的元素。结构特点：ns1和ns2，包括A族和A族。除氢外均为金属。P区元素：最后一个电子填充在p能级上的元素。结构特点：ns2np1-6。包括A族-A族和0族。除H外，所有非金属元素都在p区。,d区元素：最后一个电子填充在d能级上的元素。结构特点：（n-1）d1-9ns1-2。包括B族-B族和第族。ds区元素：d能级电子填满。结构特点：（n-1）d10ns1-2，包括B族和B族。f区元素：最后一个电子填充在f能级上的元素。包括镧系和锕系。最外层电子数基本相同，化学性质相似。d区、ds区和f区元素称过渡元素。,从元素的价电子层结构可以看出，s区，d区，ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层及倒数第二层的电子，表现金属性，属于金属。,1.已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置及所属区。,第四周期，B族、d区。,2.试确定32号元素在周期表中的位置及所属区。,第四周期，A族、P区,3.判断处于第三周期，A族元素的价层电子结构、原子序数。,Ne3s23p2，第14号元素,练习巩固：,4.族元素周期表可分为7主族，7副族，0族和一个第族；副族元素介于s区元素（主要是金属元素）和p区（主要是非金属）元素之间，处于由金属向非金属过渡的区域，因此，把副族元素又称为过渡元素,5、非金属三角区这是由元素的价电子层结构和元素周期表中元素性质的递变规律决定的。同周期元素从左到右非金属性增强，同主族从上到下非金属性减弱，结果使元素周期表右上方三角区内的元素主要呈现出非金属性。,6.由于元素的金属性和非金属性没有严格的界限，处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此这些元素常被称为半金属或准金属。,1下列元素是主族元素还是副族元素？第几周期？第几族？,（1）1s22s22p63s23p5（2）Ar3d104s1,2由下列元素在周期表中的位置，给出其原子的价电子层构型,（3）第四周期第B族（4）第六周期第A族,练习,、已知某元素在周期表中位于第五周期、A族位置上。试写出该元素基态原子的价电子排布式、简化电子排布式并分析该元素在哪区？,由于是A族，4d必是全充满的，所以价电子排布为5s25p4，,简化电子排布式Kr4d105s25p4,属P区,3.已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的电子排布式，并指出该元素的名称、符号以及所属的周期和族。,教学目标,一、知识与能力1.掌握原子半径的变化规律；2.能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质；3.认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系；.能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质.能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明二、教学重点：1.元素的原子半径、元素的第一电离能的周期性变化2.元素的电离能与元素得失电子能力的关系三、教学难点：元素的电离能与元素得失电子能力的关系四、教学方法复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法,交流讨论：(1)什么是元素周期律？(2)元素的性质包括哪些方面？(3)元素性质周期性变化的根本原因是什么？,二、元素周期律,包括：,定义：元素的性质随核电核数递增发生周期性的递变,元素化合价、金属性和非金属性、原子半径、电离能和电负性等的周期性的变化,（一）原子半径的周期性变化,1、影响因素:,2、规律：,（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。,原子半径的大小,取决于,1、电子的能层数2、核电荷数,（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。,（3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，原子半径越大。,原子半径的大小取决于_、_两个因素；电子的能层越多，电子之间的负电排斥使原子半径_；核电荷数越大，核对电子的引力越大，将使原子半径_。,能层数,核电荷数,增大,缩小,下列微粒中，半径大小的次序正确的是AK+Ca2+Cl-S2-BCa2+K+S2-Cl-CCa2+K+Cl-S2-DS2-Cl-K+Ca2+,C,课堂练习1：,课堂练习2：具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C下列分析正确的是（）A.原子序数关系：CBAB.微粒半径关系：Bn-An+C.C微粒是稀有气体元素的原子.D.原子半径关系是：ABC,BC,（二）电离能及其周期性变化,第一电离能:P18M（g）-eM+（g）,意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子,元素的第一电离能大致有何周期性？,同一周期：由左至右大致增大,同一主族：由上至下大致减小,学与问,1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？第一电离能越小，越容易失去电子，金属的活泼性越强。因此，碱金属的第一电离能越小，金属的活泼性越强。,2钠、镁、铝逐级失去电子的电离能为什么越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？,学与问,因为首先失去的电子是能量最高的，所以第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时失去电子后，阳离子所带正电荷对电子的引力更强，所以电离能越来越大。看逐级电离能的突变。,（三）元素电负性及其周期性变化（阅读课本P18）,1、基本概念化学键：元素相互化合，相邻的原子之间的产生的强烈的相互作用力。键合电子：电负性：（为相对值，没有单位）,为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计算确定氟的电负性为4.0，锂的为1.0，并以此为标准确定其它元素的电负性。,电负性的大小，可以作为判断元素的金属性和非金属性强弱的尺度。,同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐渐增强（非金属性，氧化性增强）。同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）,2、电负性变化规律,3、电负性的意义,（1）、电负性越大，元素的非金属性越强；越小，非金属性越弱，金属性越强。,（2）、电负性相差很大的元素化合通常形成离子键；电负性相差不大的两非金属元素化合，通常形成共价键。,（3）、电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子的趋势越大，键的越极性大。,4、电负性的应用,a判断元素的金属性和非金属性金属性元素的电负性一般在1.8以下，非金属性性元素一般在1.8以上。电负性最大的元素是位于右上方的F，电负性最小的元素是位于左下方的Fr（Fr是放射性元素）,（2）电负性的应用,b根据共用电子对的偏移比较非金属性的强弱（或电负性大小）形成共价键时，共用电子对偏向电负性较大的原子，往往表现为负价；电负性较小的表现为正价。,例如：CSiH三种元素,c估计化学键的类型在化合物中，可以根据电负性的差值大小，估计化学键的类型。电负性差越大，离子性越强，一般说来，电负性差大于1.7时，可认为是离子键，小于1.7时为共价键。,（2）电负性的应用,科学探究,如何利用电负性理论，结合我们所学的元素化合物知识，理解这三对元素的”对角线”规则？,1.